Aula 10 Equilíbrio Químico

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Aula 10 - EQUILÍBRIO QUÍMICO 
Docente: Shirlene Kelly Santos Carmo 
Pau dos Ferros, 10 de maio de 2016. 
Universidade Federal Rural do Semi-Árido 
Disciplina: Química Geral 
Profª: Shirlene Kelly 
shirlene@ufersa.edu.br 
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Introdução 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Um equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre as 
quantidades de reagentes e produtos em uma reação química se mantém 
constante ao longo do tempo. 
O fato disto ocorrer pode ser explicado pela reversibilidade da reação. 
Após formar os produtos, estes produtos podem voltar a formar os 
reagentes originais. Se certas modificações não forem modificadas, essas 
reações não chegarão ao final. Elas tendem a atingir o equilíbrio químico. 
3 
 
Introdução 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Toda reação química tende a um estado de 
equilíbrio dinâmico, e a composição no equilíbrio 
determina quanto do produto podemos esperar. 
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Introdução 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Conceito de Equilíbrio Químico 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Equilíbrio químico é considerado o momento em que as 
concentrações de todos os reagentes e produtos, em um sistema fechado, 
param de variar com o tempo. 
)()( gBgA 
][AKV d ][BKV i
 As velocidades de reação são dadas por: 
 
 Considerando as reação hipotética: 
 e 
 
Kd 
Ki A B
ou 
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Conceito de Equilíbrio Químico 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Partindo da lei dos Gases ideiais: 
nRTPV 
RT
P
V
n

 
RT
P
A A][
RT
P
B B][
Daí temos: 
 
 
 
e 
No equilíbrio dinâmico a velocidade da reação direta é igual a da reação inversa: 
RT
P
K
RT
P
K Bi
A
d  eq
A
B
i
d K
P
P
K
K

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Conceito de Equilíbrio Químico 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 Considere o processo de Haber: 
 
 
 
 
Reversibilidade das Reações 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Reações 
Reversível 
Irreversível 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
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 Não importa a composição inicial de reagentes e produtos, a mesma 
proporção de concentrações é alcançada no equilíbrio. 
Reversibilidade das Reações 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Termodinâmica e Equilíbrio Químico 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Existe uma relação entre ΔG0 para uma reação e a posição de equilibrio. 
ΔG = ΔG0 + RT ln Q 
 O símbolo Q representa a expressão da ação das massas para a reação. 
Soluções (Função das concentrações molares) 
 
Gases (Função das pressões parciais) 
Q 
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Termodinâmica e Equilíbrio Químico 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Considerando a reação: 
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Constante de equilíbrio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 O conceito que descreve o equilíbrio químico em termos quantitativos 
foi proposto pelos noruegueses Cato Guldberg e Peter Waage em 1864. 
“a velocidade de uma reação 
química é diretamente proporcional 
às concentrações dos reagentes”. 
 Keq é baseado nas concentrações em 
quantidade de matéria de reagentes 
e produtos no equilíbrio. 
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Constante de equilíbrio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Considerando a reação 
dDcCbBaA 
Onde A, B, C e D são as espécies químicas envolvidas e a, b, c e d são 
coeficientes na equação química balanceada. Temos a constante de equilíbrio: 
   
   ba
dc
eqK
BA
DC
 ba
dc
eq
PP
PP
K
BA
DC
Solução Gases 
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Constante de equilíbrio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 A constante de equilíbrio, K, é a razão entre produtos e reagentes; 
 Se K >> 1, então os produtos predominam no equilíbrio e o equilíbrio 
encontra-se à direita; 
 Se K << 1, então os reagentes predominam no equilíbrio e o equilíbrio 
encontra-se à esquerda. 
 
 Ordem de grandeza das constantes de equilíbrio 
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Constante de equilíbrio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 O sentido da equação química e Keq 
A expressão da constante de equilíbrio para uma reação escrita em 
um sentido é a recíproca da escrita no sentido inverso. Em conseqüência, 
o valor numérico da constante de equilíbrio para a reação em um sentido 
é o inverso do outro sentido. 
N2O4(g) 2NO2(g)
46.6
42
2
ON
2
NO

P
P
Keq
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Constante de equilíbrio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Outras maneiras de manipular as equações químicas e os valores de 
eqK
BA
xKeq 
BA 33 
3xKeq 
 
 
 
1) 
2) 
GCFA  xKeq 
FDGB 
yKeq 
DCBA 
xyKeq 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Constante de equilíbrio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Unidades das constantes de Equilíbrio 
A constante de Equilíbrio, é adimensional porque tanto a pressão quanto 
a concentração é dividido pelo valor de referência. 
 
eqK
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Equilíbrio Heterogêneo 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Reagentes e produtos estão em uma mesma fase, o equilíbrio é 
homogêneo. 
 Reagentes ou produtos estão em uma fase diferente, o equilíbrio é 
heterogêneo. 
 
 Exemplo: 
 
 
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
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Grau de Reação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Concentrações ou Pressões parciais de produtos aparecem no numerador de K, 
e as concentrações ou pressões parciais dos reagentes no denominador. 
 
 
 Valores de K > 103 o equilíbrio favorece os produtos. 
 
 Valores intermediários de K (aproximadamente entre 10-3 a 103): o equilíbrio 
não favorece nem os reagentes nem os produtos. 
 
 Valores baixos de K < 10-3: o equilíbrio favorece os reagente. 
 
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A direção da Reação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ΔG = ΔG0 + RT ln Q 
Se Q > K, a concentração dos produtos está muito alta (ou a concentração dos 
reagentes muito baixa). 
 
Se Q < K, a reação tende a se processar diretamente e formar produtos. 
 
Se Q = K, a reação está em equilíbrio e não tem tendência a se processar em 
direção alguma. 
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Aplicações da Constante de Equilíbro 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Determinando o sentido de reação 
 
 Definimos Q, o quociente da reação, para uma reação geral 
 
 
 
 como: 
 
 
 Q = K somente no equilíbrio 
aA + bB cC + dD
ba
dc
PP
PP
Q
BA
DC
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Aplicações da Constante de Equilíbro 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
• Se Q > K, então a reação inversa deve 
ocorrer para atingir o equilíbrio (ex., 
produtos são consumidos, reagentes são 
formados, o numerador na expressão dA 
constante de equilíbrio diminui e Q 
diminui até se igualar a K). 
 
• Se Q < K, então a reação direta deve 
ocorrer para atingir o equilíbrio. 
 Prevendo o sentido da reação 
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Princípio de Le Châtelier 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O princípio de Le Châtelier: Quando uma perturbação exterior é aplicada a um 
sistema em equilíbrio dinâmico, o equilíbrio tende a se ajustar para minimizar 
o efeito desta perturbação. 
Três maneiras pelas quais um sistema pode ser perturbado: 
i) Adição ou remoção de reagentes ou produtos 
 
ii) Efeitos da variação de volume e pressão 
 
iii) Efeitos das variações de temperatura 
 
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Considere o processo de Haber 
 
 
• Se H2 é adicionado enquanto o sistema está emequilíbio, o sistema 
deve responder para neutralizar o H2 adicionado. 
 
• O sistema deve consumir o H2 e levar aos produtos até que um novo 
equilíbrio seja estabelecido. 
 
• Portanto, a [H2] e a [N2] diminuirão e a [NH3] aumentará 
Princípio de Le Châtelier 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Variação nas concentrações de reagentes ou produto 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
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Princípio de Le Châtelier 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Princípio de Le Châtelier 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Se aumenta-se a pressão, o sistema deslocará no sentido de 
neutralizar o aumento. 
 
 Variações de pressão–volume não afetam o valor da constante de equilíbrio, 
desde que a temperatura permaneça constante. 
Seja a reação: 
N2O4(g) 2NO2(g)
 Um aumento na pressão (através da diminuição do volume) favorece a 
formação de N2O4 incolor. 
 Efeitos das variaçõs de Pressão e Volume 
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Princípio de Le Châtelier 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Efeitos das variações de Temperatura 
A constante de equilíbrio é influenciada pela variação na temperatura. 
 Para uma reação endotérmica, H > 0 e o calor de reação é mais 
influenciado pelo reagente. 
 Para uma reação exotérmica, H < 0 e o calor de reação é mais 
influenciado pelo produto. 
odutosCaloragentes PrRe 
Calorodutosagentes  PrRe
ENDOTÉRMICA: 
EXOTÉRMICA: 
 
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Princípio de Le Châtelier 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Princípio de Le Châtelier 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Efeito do catalisador 
 Um catalisador reduz a barreira de energia de ativação para a reação. 
 
 Conseqüentemente, um catalisador diminuirá o tempo gasto para 
alcançar o equilíbrio. 
 
 Um catalisador não afeta a composição da mistura em equilíbrio. 
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Princípio de Le Châtelier 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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APLICAÇÃO